الروابط الكيميائية

الترابط الكيميائي:

يعتبر الترابط الكيميائي أحد أهم أساسيات الكيمياء الذي يشرح مفاهيم أخرى مثل الجزيئات والتفاعلات. بدونها، لن يكون العلماء قادرين على تفسير سبب انجذاب الذرّات لبعضها البعض أو كيفية تكوين المنتجات بعد حدوث تفاعل كيميائي. لفهم مفهوم الترابط يجب على المرء أولاً معرفة الأساسيات الكامنة وراء التركيب الذري.
الذرات هي اللبنات الأساسية لجميع أنواع المادة. ترتبط الذرات بذرات أخرى من خلال روابط كيميائية ناتجة عن قوى الجذب القوية الموجودة بين الذرات. الرابطة الكيميائية هي منطقة تتشكل عندما تتفاعل إلكترونات من ذرات مختلفة مع بعضها البعض. الإلكترونات التي تشارك في الروابط الكيميائية هي إلكترونات التكافؤ، وهي الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي للذرة. عندما تقترب ذرتان من بعضهما البعض، تتفاعل هذه الإلكترونات الخارجية. تتنافر الإلكترونات مع بعضها البعض لكنها تنجذب إلى البروتونات داخل الذرات. ينتج عن تفاعل القوى أن بعض الذرات تشكل روابط مع بعضها البعض وتلتصق ببعضها البعض. هذه الروابط الكيميائية هي التي تحافظ على الذرات معًا في المركب الناتج.

نظريات مهمة حول الترابط الكيميائي:

كان ألبريشت كوسيل وجيلبرت لويس أول من شرحوا تكوين الروابط الكيميائية بنجاح في عام 1916. وشرحوا الترابط الكيميائي على أساس خمول الغازات النبيلة.

نظرية لويس للترابط الكيميائي:

• يمكن النظر إلى الذرة على أنها “نواة” موجبة الشحنة (النواة بالإضافة إلى الإلكترونات الداخلية) والغلاف الخارجي.
  
• يمكن أن يستوعب الغلاف الخارجي ثمانية إلكترونات كحد أقصى فقط.
  
• تحتل الإلكترونات الثمانية الموجودة في الغلاف الخارجي زوايا المكعب الذي يحيط بـ “النواة”.
  
• الذرات ذات التكوين الثماني، أي 8 إلكترونات في الغلاف الخارجي ترمز إلى تكوين مستقر.
  
• يمكن للذرات تحقيق هذا التكوين المستقر عن طريق تكوين روابط كيميائية مع الذرات الأخرى. يمكن تشكيل هذه الرابطة الكيميائية إما عن طريق اكتساب أو فقدان إلكترون أو في بعض الحالات بسبب مشاركة الإلكترون.
  
• فقط الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي، والمعروفة أيضًا باسم إلكترونات التكافؤ تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. استخدم جيلبرت لويس رموزاً محددة معروفة برموز لويس لتمثيل إلكترونات التكافؤ هذه.
  
• بشكل عام، تكافؤ عنصر إما يساوي عدد النقاط في رمز لويس المقابل أو 8 ناقص عدد النقاط (أو إلكترونات التكافؤ).
  

نظرية كوسيل في الترابط الكيميائي:

• يمكن أن تشكل الهالوجينات أيونات سالبة الشحنة عن طريق اكتساب إلكترون. في حين أن الفلزات القلوية يمكن أن تشكل أيونات موجبة الشحنة بفقدان الإلكترون.
  
• هذه الأيونات سالبة الشحنة و الأيونات موجبة الشحنة لها تكوين غاز نبيل يتكون من 8 إلكترونات في الغلاف الخارجي. التكوين الإلكتروني العام للغازات النبيلة (باستثناء الهيليوم) معطى بواسطة ns ² np ⁶ .
  
• على عكس الشحنات التي تجذب بعضها البعض ، فإن هذه الجسيمات على عكس المشحونة تتماسك معًا بقوة قوية من الجاذبية الكهروستاتيكية الموجودة بينها. على سبيل المثال ، MgCl2 وأيون المغنيسيوم وأيونات الكلور متماسكة معًا بقوة الجذب الكهروستاتيكي. يُعرف هذا النوع من الترابط الكيميائي الموجود بين جسيمين مشحونين على عكس الجسيمات المشحونة باسم الرابطة الكهربية.
  

شرح منهج كوسل لويس:

في عام 1916 ، نجح كوسل ولويس في تقديم تفسير ناجح بناءً على مفهوم التكوين الإلكتروني للغازات النبيلة حول سبب اتحاد الذرات لتشكيل الجزيئات. ذرات الغازات النبيلة لديها ميل ضئيل أو معدوم للاندماج مع بعضها البعض أو مع ذرات العناصر الأخرى. هذا يعني أن هذه الذرات يجب أن يكون لها تكوينات إلكترونية مستقرة. نظرًا للتكوين المستقر، فإن ذرات الغازات النبيلة ليس لديها أي ميل لكسب أو فقدان الإلكترونات، وبالتالي فإن قدرتها على الجمع أو التكافؤ هي صفر. إنها خاملة لدرجة أنها لا تشكل جزيئات ثنائية الذرة وتوجد كذرات غازية أحادية الذرة.

أنواع الروابط الكيميائية:

عندما تشارك المواد في الترابط الكيميائي وتنتج المركبات، يمكن قياس ثبات المركب الناتج عن طريق نوع الروابط الكيميائية التي يحتوي عليها. يختلف نوع الروابط الكيميائية المتكونة من حيث القوة والخصائص. هناك 4 أنواع أساسية من الروابط الكيميائية التي تتكون من الذرّات او الجزيئات لإنتاج مركبات. تشمل هذه الأنواع من الروابط الكيميائية: الرابطة الأيونية، الرابطة التساهمية، الرابطة الهيدروجينية، والرابطة القطبية.

الرابطة الأيونية:

يتضمن الترابط الأيوني نقل الإلكترون، بحيث تكسب ذرة واحدة إلكترونًا بينما تفقد ذرة إلكترونًا. يحمل أحد الأيونات الناتجة شحنة سالبة (anion)، والأيون الآخر يحمل شحنة موجبة (cation). لأن الشحنات المعاكسة تتجاذب، تترابط الذرات معًا لتشكل جزيئاً.

الرابطة التساهمية:

الرابطة  التساهمية هي الرابطة الأكثر شيوعًا في الجزيئات العضوية، وتتضمن مشاركة الإلكترونات بين ذرتين. يشكل زوج الإلكترونات المشتركة مدارًا جديدًا يمتد حول نوى كلتا الذرتين، مما ينتج عنه جزيء. هناك نوعان ثانويان من الروابط التساهمية ذات الصلة بالبيولوجيا – الروابط القطبية والروابط الهيدروجينية.

الرابطة القطبية:

قد تمارس ذرتان متصلتان برابطة تساهمية عوامل جذب مختلفة للإلكترونات في الرابطة ، مما ينتج عنه شحنة غير متساوية التوزيع. تُعرف النتيجة باسم الرابطة القطبية، وهي حالة وسيطة بين الترابط الأيوني والتساهمي، حيث يكون أحد طرفي الجزيء مشحونًا سالبًا قليلاً والطرف الآخر مشحون بشكل إيجابي قليلاً. يُشار إلى هذه الاختلالات الطفيفة في توزيع الشحنة في الشكل برموز دلتا الصغيرة ذات الشحنة المرتفعة (+ أو -). على الرغم من أن الجزيء الناتج محايد، إلا أن التوزيع غير المتكافئ للشحنة على مسافات قريبة قد يكون مهمًا. الماء مثال على الجزيء القطبي؛ نهاية الأكسجين لها شحنة موجبة طفيفة في حين أن نهايات الهيدروجين سالبة قليلاً. يفسر الاستقطاب سبب ذوبان بعض المواد بسهولة في الماء والبعض الآخر لا.

الرابطة الهيدروجينية:

نظرًا لأنها مستقطبة، يمكن لجزيئي H₂O (الماء) المتجاورين تكوين رابط يعرف باسم رابطة الهيدروجين، حيث تنجذب ذرة الهيدروجين (الكهربية) لجزيء H₂O كهروستاتيكيًا إلى ذرة الأكسجين (الموجبة للكهرباء) في جزيء الماء المجاور. وبالتالي، تتحد جزيئات الماء معًا بشكل عابر في شبكة مرتبطة بالهيدروجين. تمتلك الروابط الهيدروجينية حوالي 1/20 فقط من قوة الرابطة التساهمية، ولكن حتى هذه القوة كافية للتأثيرعلى بنية الماء، وتنتج العديد من خصائصه الفريدة، مثل التوتر السطحي العالي، والحرارة النوعية، وحرارة التبخر. الروابط الهيدروجينية مهمة في العديد من العمليات الحياتية، مثل التكرار وتحديد شكل جزيئات الحمض النووي.